3.4. Работа 3. Гидролиз солей

3.4.1. Цель работы
Изучить гидролиз различных солей. Исследовать влияние температуры на гидролиз.

3.4.2. Реактивы

0,1 М растворы ZnSO4, MnSO4, NiSO4, Al2(SO4)3, Co(NO3 )3, CoCl2, CrCl3 NH4Cl, MgCl2, CaCl2, NaNO2, Na2CO3, NaHCO3, NH4HCO3, NH4CH3COO, Na3PO4, Na2HPO4, NaH2PO4, FeCl3, Na2S, NaCl, NaBr, NaI, Na2S, KNO2, 1 М CH3COONa, 0,01 М раствор AgNO3; 1 M раствор Na2S2O3; раствор NH4OH (1:1); набор индикаторов.

3.4.3. Оборудование
Мерные колбы на 100 мл, пробирки, конические пробирки, микропипетки, водяная баня, рН-метр.

3.4.4. Порядок выполнения эксперимента
Опыт 10. Гидролиз катиона Al3+
Согласно методике, описанной в опыте 1, приготовьте из 0,1 М раствора Al2(SO4)3 по 50 мл 0,01 и 0,001 М растворов. Налейте в стаканчики на 1/3 –1/2 объема исходный и приготовленные растворы и измерьте их рН с помощью рН-метра. Результаты занесите в табл. 3.6.

Вопросы и задания

  1. Напишите уравнение реакции гидролиза Al2(SO4)3.
  2. Рассчитайте степень гидролиза h, константу гидролиза и константу диссоциации Al(OH)3 по третьей ступени. Результаты занесите в табл. 1.
  3. Сравните значение константы диссоциации Al(OH)3 по третьей ступени с табличными данными.
  4. Воспользуйтесь табличным значением константы диссоциации Al(OH)3 по третьей ступени и рассчитайте теоретическое значение pH исследуемых растворов солей Al2(SO4)3. Результаты занесите в табл.1.
  5. Сравните экспериментально полученные и теоретически рассчитанные значения pH растворов.
  6. Оцените влияние разбавления на степень гидролиза и pH растворов солей.

Таблица 3.6

Концентрация соли

рНэксп

Kг.

Кд(AlOH2+)

pHрасч.

0,1

        

0,01

        

0,001

        

Опыт 11: Гидролиз аниона NO2–

Согласно методике, описанной в опыте 1, приготовьте из 0,1 М раствора KNO2 по 50 мл 0,01 и 0,001 М растворов. Налейте в стаканчики на 1/3 –1/2 их объема исходный и приготовленные растворы и измерьте их рН с помощью рН-метра. Результаты занесите в табл. 3.7.

Вопросы и задания

  1. Напишите уравнение реакции гидролиза KNO2 .
  2. Рассчитайте степень гидролиза h, константу гидролиза и константу диссоциации HNO2. Результаты занесите в табл. 3/7
  3. Сравните полученные значения константы диссоциации HNO2 с табличной величиной.
  4. Воспользуйтесь табличным значением константы диссоциации HNO2 и рассчитайте теоретическое значение pH растворов КNO2 различных концентраций.
  5. Сравните экспериментально полученные и теоретические рассчитанные значения pH растворов солей.
  6. Оцените влияние разбавления на степень гидролиза и pH растворов соли КNO2.

Таблица 3.7.

Концентрация соли

рН

h

Kг.

Кд(HNO2)

pHрас.

0,1

          

0,01

          

0,001

          

Опыт 12. Определение солей слабых и сильных кислот и оснований по значениям рН растворов
Налейте в стаканчики на 1/3–1/2 объема пять–шесть 0,1 М растворов солей, указанных преподавателем. Определите рН их растворов с помощью рН-метра. Результаты измерения занесите в табл. 3.8.

Таблица 3.8

Соль                  
рН                  
Выводы                  

Вопросы и задания:

  1. Напишите уравнения реакций гидролиза солей.
  2. Объясните различные значения рН растворов солей.
  3. Какие ионы в растворах исследованных вами солей проявляют свойства кислот или оснований?
  4. Рассчитать Кг по 1 ступени для одной из исследованных солей.
  5. Вычислите теоретическое значение рН для одной из исследованных солей и сравните его с экспериментальным.

Опыт 13. Равновесия в растворах фосфатов натрия
Налейте в три стаканчика на 1/2 - 1/3 их объема 0,1 М растворы Na3PO4, Na2HPO4, NaH2PO4. Определите рН с помощью рН-метра. Результаты занесите в таблицу 3.9.

Вопросы и задания.

  1. Напишите уравнения реакций гидролиза фосфатов натрия.
  2. Объясните полученные результаты.

Опыт 14. Необратимый гидролиз
В коническую пробирку налейте приблизительно по 1мл 0,1 М растворов солей FeCl3 и Na2CO3, CrCl3 и Na2CO3 или Al2(SO4)3 и Na2S. Отметьте наблюдаемое.

Вопросы и задания.

  1. Напишите уравнения реакций. Какой газ выделяется?
  2. Почему гидролиз солей идет до конца?

Опыт 15. Влияние температуры на степень гидролиза ацетата натрия

В две пробирки налейте на четверть их объема 1 М раствор ацетата натрия и добавьте в каждую по 2 капли фенолфталеина. Одну пробирку оставьте в качестве свидетеля, а вторую нагрейте на кипящей водяной бане. Отметьте изменение цвета раствора при нагревании. Охладите пробирку до комнатной температуры и опять отметьте наблюдаемые изменения цвета.

Вопросы и задания.

  1. Напишите уравнение реакции гидролиза ацетата натрия.
  2. Объясните, почему при нагревании цвет раствора с индикатором изменяется.
  3. Почему цвет раствора изменяется при охлаждении?

Опыт 16. Влияние температуры на гидролиз хлорида железа (III)

Налейте в пробирку примерно на треть ее объема 0,1 М раствора FeCl3. Поместите пробирку с раствором в кипящую водяную баню, нагревайте до образования коллоидного раствора.

Вопросы и задания:

  1. Напишите уравнение реакции гидролиза.
  2. Почему нагревание приводит к усилению гидролиза?

3.4.5. Что должен представить студент преподавателю для сдачи работы

  1. Уравнения реакций гидролиза солей.
  2. Заполненные таблицы.
  3. Расчеты.
  4. Ответы на вопросы опытов 10–16.

3.5. Работа 4. Равновесия в растворах электролитов с участием твердой фазы

3.5.1.Цель работы:
Изучить условия образования и растворения осадков, растворимость осадков солей в растворах кислот, влияние температуры на растворимость солей

3.5.2. Реактивы
1 М растворы MnSO4, ZnSO4, CuSO4, CaCl2, Na2C2O4, Na2CO3, Na2S2O3, HCl, H2SO4, CH3COOH; 0,1М растворы NaCl, NaBr, NaI, Na2S; 0,01М раствор AgNO3; раствор NH4OH (1:1); 6 М раствор (NH4)2S.

3.5.3. Оборудование
Пробирки простые и конические, штатив для пробирок, пипетки капельные, аппарат Киппа, заряженный для получения H2S , центрифуга

3.5.4. Порядок выполнения эксперимента
Опыт 17: Условие образования осадков

В две пробирки налейте по 1 мл 1 М раствора MnSO4. В одну из них прилейте 2–3 капли 6 М (NH4)2S, в другую пропустите сероводород из аппарата Киппа до насыщения раствора (2-3 минуты).Опыт проводить под тягой !

Вопросы и задания.

  1. Напишите уравнения реакций.
  2. Опишите наблюдаемые явления и обоснуйте их, используя величины ПР и констант диссоциации слабого электролита.

Опыт 18. Растворение сульфидов в кислотах

В 3 пробирки налейте по 1мл 1 М растворов солей MnSO4, ZnSO4, CuSO4. В каждую пробирку добавьте 2-3 капли 6 М (NH4)2S. Отметьте цвета получившихся осадков. В каждую пробирку с осадком прилейте по 1мл 1 М раствора соляной кислоты. Опыт проводится под тягой!

Вопросы и задания:

  1. Напишите уравнения реакций растворения сульфидов марганца, цинка и меди в соляной кислоте.
  2. Объясните различную растворимость сульфидов в соляной кислоте.
  3. Рассчитайте константы равновесия реакций растворения сульфидов.

Опыт 19. Растворимость карбонатов кальция в сильных и слабых кислотах

В три пробирки налейте по 1-2 мл 1 М растворов CaCl2 и Na2CO3. В первую пробирку с осадком прилейте приблизительно 1 мл 1 М HCl, во вторую - такой же объем 1 М CH3COOH, в третью - 1 М H2SO4.

Вопросы и задания:

  1. Опишите наблюдаемые процессы.
  2. Напишите уравнения реакций растворения карбоната кальция в HCl, CH3COOH и H2SO4.

Опыт 20. Растворимость оксалата кальция в сильных и слабых кислотах
В пробирку налейте по 2 мл 1 М растворов CaCl2 и Na2C2O4. Содержимое пробирки разделите на две части. К одной части прибавьте 1 мл 1 М HCl, к другой - 1 мл 1 М CH3COOH.

Вопросы и задания:

  1. Опишите наблюдения.
  2. Напишите уравнения реакций взаимодействия оксалата кальция с HCl, CH3COOH и H2SO4.

Опыт 21. Растворимость солей в зависимости от температуры
Налейте в две пробирки на треть их объема дистиллированной воды. Затем в одну из них прибавьте кристаллический NaCl, а в другую кристаллический KNO3 до получения насыщенных растворов. Зафиксируйте температуру каждого из полученных растворов (термометром или на ощупь). Поместите обе пробирки в кипящую водяную баню.

Вопросы и задания:

  1. Растворение какой из солей в процессе получения их насыщенных растворов идет с изменением температуры?
  2. Объясните, что происходит с растворами при их нагревании и почему.
  3. Используя приведенный здесь рисунок кривых растворимости, объясните более сложный вид зависимости растворимости для Na2SO4.

3.5.5. Что должен представить студент преподавателю при сдаче работы:

  1. Уравнения реакций .
  2. Расчеты констант равновесия
  3. Ответы на вопросы.

3.6. Работа 5. Равновесия в растворах электролитов с участием комплексных ионов

3.6.1. Цель работы

Изучить равновесия в растворах электролитов с участием комплексных ионов. Исследовать влияние концентрации и температуры на химическое равновесие реакций с участием комплексных ионов.

3.6.2. Реактивы

Кристаллические NH4Cl, NaCl, KNO3, NaCH3COO; 0,1 М растворы CH3COOH, Co(NO3)2, NH4SCN, FeCl3; 0,1 М спиртовой раствор Co(NO3)2; концентрированные растворы HCl, NH4SCN и FeCl3.

3.6.3. Оборудование

Пробирки простые и конические, штатив для пробирок, капельные пипетки, стаканчики, шпатель, водяная баня.

3.6.4. Порядок выполнения эксперимента

Опыт 23. Равновесия в растворе роданида железа (III)

Налейте в стаканчик 20 мл дистиллированной воды и добавьте по 10 капель 0,1 М растворов FeCl3 и NH4CNS (раствор должен быть светло-красного цвета и прозрачный). Разлейте полученный раствор в 5 конических пробирок. Одну оставьте в качестве свидетеля, а в остальные прибавьте по несколько капель концентрированных растворов FeCl3, NH4SCN и кристаллов NH4Cl, NaCl.

Вопросы и задания:

  1. Запишите выражение для константы равновесия в роданидном растворе железа.
  2. Объясните, какие из использованных веществ и почему смещают равновесие реакции.

Опыт 24. Равновесие между аква- и хлоридным комплексами кобальта

В одну пробирку налейте 1 мл 0,1 М водного раствора Co(NO3)2, в другую такое же количество 0,1 М спиртового раствора Co(NO3)2. В обе пробирки по каплям прилейте концентрированную соляную кислоту до прекращения изменения окраски раствора. Отметьте количество капель израсходованной кислоты.

Вопросы и задания:

  1. Опишите наблюдаемое.
  2. Сравните объемы соляной кислоты, необходимые для одинакового изменения окраски водного и спиртового растворов Co(NO3)2, т.е. до одинакового смещения равновесия реакции вправо.
  3. Объясните, почему для одинакового смещения равновесия в водном и спиртовом растворах Co(NO3)2 потребовалось разное количество HCl. Учтите, что в водно-спиртовых растворах ионы кобальта присутствуют в виде гидратов, а спирт в реакции непосредственно не участвует.

Опыт 25. Последовательное растворение и осаждение осадков солей серебра

Налейте в коническую пробирку 5 капель 0,01 М раствора AgNO3 и добавьте 1 каплю 0,1 М раствора NaCl. К образовавшемуся осадку прибавляйте по каплям раствор аммиака (1:1) до его полного растворения. (Старайтесь избегать избытка NH3•Н2О).

Затем в эту же пробирку добавьте 1 каплю 0,1 М раствора NaBr. Наблюдайте выпадение осадка. Вновь добавьте по каплям раствор аммиака до растворения полученного осадка.

К полученному раствору добавьте 1 каплю 0,1 М раствора NaI, взвесь взболтайте и разделите на 2 части. Отцентрифугируйте осадок. Слейте с осадка жидкость.

В первую пробирку с осадком AgI добавьте по каплям раствор аммиака и убедитесь, что осадок в его избытке не растворяется. Во вторую по каплям добавьте 1 М раствор Na2S2O3 до растворения осадка.

В раствор, полученный во второй пробирке, прилейте 1 каплю 0,1 М раствора Na2S, отцентрифугируйте осадок и попытайтесь растворить его в 1 М растворе Na2S2O3.

Вопросы и задания:

  1. Напишите уравнения реакций, происходивших при образовании и растворении осадков.
  2. Как влияет избыток раствора аммиака или тиосульфата на равновесия вышеуказанных процессов?

Опыт 26. Влияние температуры на равновесие между аква- и хлоридным комплексами Co (II)

Налейте в пробирку на ~ 1/3 ее объема 0,4 М раствор CoCl2 и, прибавляя по каплям, конц. HCl (примерно до половины объема пробирки), доведите цвет раствора до фиолетового (но не синего!). Полученный раствор разлейте в две пробирки. Одну оставьте в качестве свидетеля. Другую поместите в стакан с горячей водой. Наблюдайте за изменением цвета раствора. Затем эту же пробирку охладите в стакане со льдом и также отметьте изменение цвета.

Вопросы и задания:

  1. Опишите наблюдаемое.
  2. Напишите уравнение наблюдаемой реакции.
  3. В какую сторону смещается равновесие изучаемой реакции при нагревании и охлаждении?
  4. Экзо- или эндотермична эта реакция?

3.6.5. Что должен представить студент преподавателю при сдаче работы:

  1. Уравнения реакций .
  2. Ответы на вопросы.

3.7. Задачи

  1. Вычислите рН 100, 10–2, 10–4, 10–6 и 10–8 М растворов соляной и уксусной кислот.
  2. Вычислите рН 0,01 М раствора HNO2
  3. Пользуясь законом разбавлений, докажите, что с ростом концентрации уксусной кислоты концентрация ионов водорода увеличивается. Во сколько раз она возрастет при переходе от 0,1 М к 1 М раствору?
  4. Вычислите ионную силу водных растворов: а) 1 М NaOH, б) 1 M H2SO4, в) 0,001 M FeCl3, г) 0,01 M NaOH + 1 M NaClO4, д) 0,01 М HCl, е) 0,1 M CH3COOH.
  5. Вычислите, где сможете, коэффициенты активности ионов в растворах, указанных в задании 4.
  6. Вычислите, где сможете, рН растворов, указанных в задании 4.
  7. Напишите уравнения реакций гидролиза следующих соединений (если он происходит): а) Na2CO3, б) Na2SO4, в) FeSO4, г) CuS, д) BaSO4, е) BaCl2.
  8. Вычислите рН 0,01 М растворов растворимых солей из задания 7.
  9. Рассчитайте степень гидролиза по I ступени в 0,01 М растворе Na3PO4, в 0,1 М растворе Na2S, в 0,001 М растворе FeCl3?
  10. Вычислите растворимость в воде следующих электролитов: а) Fe(OH)2, б) BaSO4, в) AgCl, г) PbCl2. Какое из этих веществ наиболее растворимо?
  11. Вычислите произведения растворимости следующих соединений (в скобках указана их растворимость, моль/л): AgBrO3 (0,0074), Ag2SO4 (0,017), Bi2S3 (1,6.10-15).